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Acidos y Bases
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Definición de ArrrheniusDefinición de Arrrhenius
• Acidos entregan hidrógenos en medio acuoso :
HClH2O
• HCl H+ + Cl-
•Bases Entregan OH- en agua:
NaOHH2O Na+ + OH-
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El ion hidronio• El ión H+ producido por un ácido en el
agua no puede exisir aislado. Esta g penlazado a una molécula de agua:
• H+ + H O H O+• H + H2O H3O
H3O+ se denomina ion hidronio.3
La estructura de Lewis indica más abajo su conformación:conformación:
H:O:H::
H
El ión hidronio tambien es
H hidratado por otras
3moléculasde agua.
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Tipos de AcidosTipos de Acidos• Acidos monopróticos:
– Un ión hidrógeno (protón) por fórmula. – HNO3 H+ + NO3
-3 3
• Acidos Dipróticos D t fó l– Dos protones por fórmula .
– H2SO4 2H+ + SO42-
• Acidos Tripróticos Tres protones por formula– Tres protones por formula.
– H3PO4 3H+ + PO43-
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Acidos CarboxílicosAcidos Carboxílicos
• No todos los hidrógenos de un compuesto son ácidos.
• En el ácido acetico sólamente el H unido al grupo carboxílico es ácido:al grupo carboxílico es ácido:
O Grupo b íli
O
H3C C
OH
carboxílico.H3C C +H+
OHHidrógeno acídico
Hidrógeno no acidos
O-
Ion Acetato
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no acidos
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Acidos y Bases Fuertes y Débiles.
• Un ácido o base fuerte está 100% ionizado
• HCl H+ + Cl-
N OH N + OH• NaOH Na+ + OH-
• Un ácido o base debil esta parcialmente U ác do o base deb esta pa c a e teionizado y en equilibrio:HC H O H+ + C H O• HC2H3O2 H+ + C2H3O2
-
• NH3 + H2O NH4+ + OH-
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El amoniacio NH3 acuoso esEl amoniacio NH3 acuoso es referido como NH4OH4
NH3 + H2O NH4+ + OH- NH4OHNH3 + H2O NH4 + OH NH4OH
i Ion AmonioamoniacoIon Hid ó id
Hidróxido de Amonio
Hidróxido
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Acidos reaccionan con BasesBases.
(Neutralización)(Neutralización)• H+ + OH- H2O• HCl + NaOH H2O + NaCl• H+ + NH3 NH4
+H NH3 NH4
• HCl + NH3 NH4Cl
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Teoría ácido-base de Lowry-Brønsted
• Acidos: Substancias donoras de protones. Capaces de dejar en una solución, protones (iones hidronios) en libertad.
• Bases: substancias aceptoras de protones (iones hidronio)
• En ambos casos los productos formados sonEn ambos casos los productos formados son ácidos conjugados y bases conjugadas.
• Un ácido y su base conjugada o una base y su• Un ácido y su base conjugada o una base y su ácido conjugado se denominan par acido-base conjugado
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conjugado.
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Acidos y Bases conjugadasy j g
Id tifi l id b i• Identifique el par acido-base en una reaccion ácido base. Complete la reaccione que contienen el par ácido-base conjugadoscontienen el par ácido base conjugados
• En una reacción hipotética entre un ácido: HA y una base B-.• .• Tome un HA + B- A- + HB
• En la reacción directa HA actua como un ácido donando un protón a la base, B-.E l ió i HB tú á id d d• En la reacción inversa, HB actúa como un ácido donando (devolviendo) el protón a A-, la base.
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Pares conjugados acido basePares conjugados acido-base
• El acido HA en la reacción directa llega a ser A-, el cual es la base para la reacción , preversa.
• La base B- de la reacción directa llega a• La base B de la reacción directa llega a ser el acido HB para la reacción inversa.
• HA y A- son un par acido-baseconjugado.conjugado.
• B- y HB son un par acido-base.
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Acidos y Bases conjugadosAcidos y Bases conjugados
C d á id ti b j d• Cada ácido tiene una base conjugada y cada base tiene un ácido conjugado.
• La base conjugada del par contiene un H menos y una carga negativa más que el y g g qácido.
• El ácido conjugado del par tiene un H más• El ácido conjugado del par tiene un H más y una menor carga negativa que la base.
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Reacciones acido base (conjugadas)(conjugadas)
• Una reacción ácido base ocurre cuando reaccionan un ácido con una base parareaccionan un ácido con una base para formar su base conjugada y acido conjugado respectivamente.espec a e e
• acido1 + base2 base1 + acido2
• Por ejemplo en la reacción:• HF + H O H O+ + F-• HF + H2O H3O+ + F-
• ácido base a.c b.c.HF F j d– HF y F- son un par conjugado
– H2O y H3O+ son un par conjugado
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Autoionización del aguaAutoionización del agua.
• Escribamos una ecuación química para la autoionización del agua.
• El agua esta levemente ionizada en suEl agua esta levemente ionizada en su estado líquido: Esta puede ser escrita de dos maneras:de dos maneras:– 2 H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)
• o:– H O (l) H+ (ac) + OH-(ac)
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– H2O (l) H (ac) + OH (ac)
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Grado de ionización del aguaGrado de ionización del agua.• El grado de ionización del agua esta dado por laEl grado de ionización del agua esta dado por la
expresión Kw:
• Kw = [H3O+(ac)][OH-(ac)] a 25oC, Kw = 1.0 x 10-14.
• [H3O+(ac)] = Kw/[OH-(ac)]3 w
• [OH-(ac)] = K / [H O+(ac)]• [OH (ac)] = Kw/ [H3O (ac)]
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Producto iónico. Constante del Kagua, Kw
• Kw = [H+] [OH] o Kw = [H3O+] [OH-]
• En solución neutra, [H+] = [OH-] y [H3O+] = [OH-]
• A 25oC,, Kw = 1 x 10-14 = [H+][OH-]
• En una solución neutra, sustituyendo [H+] por [OH-]:• 1 x 10-14 = [H+][H+] = [H+]2 ; √1 x 10-14 = √[H+]2
16Y [H+] = 1 x 10-7 = [OH-]
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Balance entre H O+ y OH-Balance entre H3O y OHE l ió t• En una solución neutra,
• [H3O+(ac)] = [OH-(ac)] = 1.0 x 10-7 M
• En una solución básica [OH-(ac)] > [H3O+(ac)] – [OH-(ac)] > 1 0 x 10-7 M– [OH (ac)] > 1.0 x 10 M– [H3O+(ac)] < 1.0 x 10-7 M
• En una solución ácida [H3O+(ac)] > [OH-(ac)] – [OH-(ac)] < 1.0 x 10-7 M[ ( )]– [H3O+(ac)] > 1.0 x 10-7 M
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Relación entre OH- y H O+Relación entre OH y H3O
C d [H O+( )] t [OH ( )]• Cuando [H3O+(ac)] aumenta, [OH-(ac)] decrece.
• Cuando [H3O+(ac)]decreces, [OH-(ac)] aumenta.
• Cuando [OH-(ac)] Aumenta, [H3O+(ac)] decrecedecrece.
• Cuando [OH-(ac)]decrece, [H3O+(ac)] a mentaaumenta.
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pH y pOHpH y pOH
• [H+(ac)] = [H3O+(ac)] , [OH-(ac)], pH, pOH.
• Definición : pX = -log(X)– pH = -log[H+(ac)] = -log[H3O+(ac)]– pOH = - log[OH-(ac)]p g[ ( )]
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Relaciones de interés:• Kw = [H3O+(ac)][OH-(ac)]
• pKw = - logKw = -log{[H3O+(ac)][OH-(ac)]}p w g w g{[ 3 ( )][ ( )]}
• log(1 0x10-14) = log [H O+(ac)]+ log[OH-(ac)]• -log(1.0x10 14) = -log [H3O+(ac)]+-log[OH (ac)]
• 14 = pH + pOH; pH = 14 - pOH; pOH = 14 – pH
• [H3O+(ac)] = Kw/[OH-(ac)] = (10-14)/[OH-(ac)]
20• [OH-(ac)] = Kw/[H3O+(ac)] = (10-14)/[H3O+(ac)]
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Un problema simple:p p• El pH de una solución es 9.40. Calcular la [H+(ac)] =
[H3O+(ac)]; [OH-(ac)]; and pOH[H3O (ac)]; [OH (ac)]; and pOH.
• pH = log[H+(ac)]; log[H+(ac)] = pH• pH = -log[H+(ac)]; log[H+(ac)] = -pH• [H+(ac)] = antilog(-pH) = 10-pH = 10-9.40
4 0 10 10 M [H O+( )]• = 4.0 x 10-10 M = [H3O+(ac)]
• [OH-(ac)] = (10-14)/ [H3O+(ac)] = 10-14/ 4.0 x 10-10
• = 2.5 x 10-5 M
• pOH = 14 - pH = 14 - 9.40 = 4.6021
pOH 14 pH 14 9.40 4.60• pOH = - log[OH-(ac)] = - log(2.5 x 10-5 M) = 4.60
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Soluciones Acidas, Basicas, y Neutras
D d l H d t i i l ió• Dado el pH, determinar si una solución es ácida, nautra o básica(alcalina):
• Si pH = 7, [H+(ac)] = [OH-(ac)] la solución es neutra.
• Si pH < 7, [H+(ac] > [OH-(ac)] la solución es ácidaes ácida.
• Si pH > 7, [H+(ac)] > [OH-(ac)] la solución es basica or alcalinaes basica or alcalina.
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Por Ejemplo:Por Ejemplo:
• El pH de una solución es 9.29. La solución es básica o alcalina.
• El pH de otra solución es 2.13. La solución es ácidaes ácida.
• El pH de otra solución es 7.00 at 25oC. La solución es neutra.
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Escala de pHEscala de pH
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pH y relacionespH y relaciones
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Medición del pH pHMedición del pH pHI di d d H• Indicador de pH:
• Una especie cuyo color es diferente en medio á id bá i S tili itácido y básico. Se utiliza como monitor para determinar el tipo de pH de una solución.U i di d id b débil• Un indicador es un acido o base débil y que tiene un color diferente para su forma ácida o su forma base conjugadasu forma base conjugada.
• El pH se puede medir más exactamente con un aparato electrónico llamado pHmetroaparato electrónico llamado pHmetro.
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Hidrólisis Sales en aguaHidrólisis. Sales en agua.
• Cuando se disuelve una sal en agua, se puede formar una solución ácida , básica o neutra. El Proceso de denomina Hidrólisis.
• El pH de la solución resultante depende de la combinación de ácidos y bases utilizados en lacombinación de ácidos y bases utilizados en la formación de una sal.
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Soluciones Formadas de salesSoluciones Formadas de sales
Tipo de ácido Tipo de base Solución
Fuerte Fuerte neutra
Fuerte Débil Acida
Débil Fuerte Basica
Débil Débil Neutra, básica, o ácida
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o ácida
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Problema ejemplo• El NaNO2 cuando se disuelve en agua , forma una
solución ácida, básica, o neutra ?.
• NaNO2, nitrito de sodio es una sal de un ácido débil (acido nitroso) y una base fuerte (NaOH).
HNO2 + NaOH NaNO2 + H2O
• Cuando la sal se disuelve, el ión nitrito reacciona con agua para formar ión OH- :
NaNO2 Na+ + NO2-
NO2- + H2O HNO2 + OH-
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Soluciones Buffer (tampones)Soluciones Buffer (tampones)
• Buffer son soluciones que mantiene el pH constante cuando se le agrega una p g gbase o ácido fuerte.
• Buffer se preparan mezclando un ácido• Buffer se preparan mezclando un ácido débil y la sal del ácido o mezclando una
ébase débil y la sal de esa base.
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Como funciona el buffer acido acético/acetato de sodio.
• La solución contiene HC2H3O2 (el cual tú id ) C H O ( l lactúa como acido) y C2H3O2
- (el cual actúa como base):
• Cuando se agrega una base (OH-) es, neutralizado por el HC2H3O2:p 2 3 2– OH- + HC2H3O2 C2H3O2
- + H2O• Cuando se agrega un ácido (H+) esCuando se agrega un ácido (H ) es
neutralizado por el C2H3O2-
H+ + C H O - HC H O31
– H+ + C2H3O2 HC2H3O2
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Titulación Acido-Base
• La concentración o cantidad de ácido o base• La concentración o cantidad de ácido o base en una muestra puede ser determinada por una reacción de neutralización :– Cuando se determina la concentración de un
ácido, un volumen medido cuidadosamente se tpone en un matraz.
– Se le agregan al matraz unas dos gotas de indicador ácido baseindicador ácido base.
– Una base estandar , de concentración conocida , es añadida suavemente al matraz desde una bureta,hasta que una gota de la base añadida cambie el color del indicador.Este p nto se denomina p nto final de la
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– Este punto se denomina punto final de la titulación.
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BuretaBureta Utilizada en titulaciones á id Bácido Base.
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TitulaciónTitulación
• En el punto final, una cantidad equivalente de base ha sido agregada. Este también g ges denominado punto de equivalencia.
• En el punto de equivalencia, los moles de H+ en el ácido es igual a los moles de OH- agregados.OH agregados.
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![Page 35: Acidos y Bases...Medición del pH pHMedición del pH pH • Idi d d HIndicador de pH: • Una especie cuyo color es diferente en medio á id bá i S tili itácido y básico. Se utiliza](https://reader030.fdocument.pub/reader030/viewer/2022040513/5e66f1c7f1d2d07eb51806da/html5/thumbnails/35.jpg)
Ejemploj p• Calcular la concentración de un a solución de HCl
determinada por una titulación en la cual 50.0 mL de pla solución se añade a un matraz. Se agrega un indicador, y 29.6 mL de solución de NaOH 0.967 M yson requeridos para alcanzar el punto de equivalencia.q– HCl + NaOH NaCl + H2O
mol HCl = mol NaOH = (0.967 mol/L)(29.6mL)(.001L/mL)
0 0274 l= 0.0274 molM(NaOH) = mol/L = (0.0274 mol)/[(50.0mL)(0.001L/mL)]= 0 548 mol/L = 0 548M
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0.548 mol/L 0.548M